QUIMICA U3

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E N G . M A R C E L O L U I Z C R U Z D E S O U Z A | F L C 0 1 9 7 E N M
UNIDADE 3 - FÍSICO-QUÍMICA 
A partir desta unidade você será capaz de: 
• reconhecer uma reação química; 
• classificar as reações químicas; 
• identificar as condições de ocorrência de uma reação química; 
• reconhecer aplicações das reações químicas. 
• definir uma grandeza a partir da comparação de um padrão preestabelecido; 
• diferenciar o conceito de massa atômica de um átomo e de um elemento, bem 
como o conceito de massa molecular e volume molar; 
• entender o conceito de mol; 
• resolver problemas envolvendo cálculos estequiométricos; 
• diferenciar dispersões, coloides e soluções, e as principais diferenças entre elas; 
• classificar as soluções em diluídas, concentradas, saturadas, insaturadas e 
supersaturadas. 
• calcular as concentrações das soluções e interpretar suas unidades de medida; 
• relacionar os conhecimentos adquiridos com situações do seu cotidiano. 
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complementares. 
Plano de estudos
• TÓPICO 1 – REAÇÕES QUÍMICAS 
• TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS 
• TÓPICO 3 – DISPERSÕES 
• TÓPICO 4 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E 
MISTURA DE SOLUÇÕES 
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complementares. 
• O conceito de reação química está associado à ideia de transformação 
química, ou seja, à produção de novas substâncias em decorrência do 
rearranjo dos átomos que formavam as substâncias que deixaram de 
existir. Na vida diária formam-se constantemente novas substâncias, 
dizemos que ocorreu um fenômeno químico. 
• Fenômenos Físicos: são aqueles que não alteram a constituição íntima 
da matéria, como as mudanças de estados físicos. Exemplo: fusão da 
água, cortar uma folha de papel etc. 
• Fenômeno Químico: são aqueles que alteram a constituição íntima da 
matéria, como as reações químicas. Exemplo: queima do papel, 
cozimento de alimentos etc. 
REAÇÕES QUÍMICAS
• FÓRMULA MOLECULAR: é a representação gráfica dos elementos 
químicos e de suas quantidades, que formam a molécula de uma 
determinada substância. 
• “A quantidade de átomos de um mesmo elemento químico deve ser 
a mesma no primeiro membro (reagente) e no segundo membro 
(produto) da reação química”. 
• Coeficientes estequiométricos são os números que antecedem as 
fórmulas moleculares dos reagentes e dos produtos, e que indicam as 
quantidades mínimas de moléculas das substâncias que reagem e são 
consumidas no início da reação, e que se formam ao final da reação 
química. 
• Ao igualar as quantidades de átomos de cada elemento químico 
presente nos reagentes e nos produtos, estamos realizando o 
balanceamento da reação química. 
• Há dois métodos para se realizar o balanceamento de uma reação 
química: o método das tentativas e o método da oxirredução. 
• I – Reações de análise ou decomposição: Reação em que uma 
substância composta se decompõe em outras substâncias simples ou 
compostas. Genericamente, temos: 
• II – Reação de síntese, composição, adição ou combinação: Reação 
em que duas ou mais substâncias simples ou compostas se associam, 
produzindo uma única substância produto. 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
• III – Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples: 
Reações em que uma substância simples reage com uma substância 
composta, produzindo outra substância simples e outra composta. 
• IV – Reação de dupla troca ou dupla substituição: Reações entre 
duas substâncias compostas, as quais, por permutação, produzem duas 
outras substâncias compostas.
• Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples:
• Para que essas reações ocorram é necessário que as substâncias simples 
sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será 
deslocado. 
• Analisando os exemplos, temos como resposta: 
• a) A reação ocorre porque o zinco é mais reativo do que o hidrogênio. 
• b) A reação ocorre porque o cloro é mais reativo do que o iodo. 
CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES DE SIMPLES 
TROCA E DUPLA TROCA
• Reação de dupla troca ou dupla substituição: Para que ocorra uma 
reação de dupla troca é necessária a formação de: 
• um produto insolúvel (ocorre formação de um precipitado, substância 
que se deposita no fundo do frasco). um produto gasoso. um produto 
pouco ionizado. 
• Formação de um produto gasoso: 
• Formação de um 
produto insolúvel: 
• Formação de um 
p r o d u t o p o u c o 
ionizado
• Quando desejamos medir uma grandeza, usamos um instrumento 
aferido em uma unidade de medida adequada a essa grandeza. Assim, 
com o metro articulado ou a trena mede-se o comprimento; com o 
termômetro, a temperatura; com o manômetro, a pressão, e assim por 
diante. 
• Muitas vezes, para uma mesma grandeza, usam-se várias unidades de 
medida. É o caso do comprimento, que é medido em metro, jarda, 
polegada, milha, angströns etc., ou da temperatura, que é medida em 
graus Celsius, Reaumur, Fahrenheit etc. 
GRANDEZAS QUÍMICAS
• A unidade de massa atômica é uma unidade de medida aplicada para 
expressar a massa de partículas atômicas. A unidade de massa atômica é 
definida como 1/12 da massa de um átomo do Carbono 12 (C12) em seu 
estado fundamental. 
• O símbolo da unidade de massa atômica é u, uma ou Da. Obs.: 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA 
• “É um número que nos indica quantas vezes a massa desse átomo é 
maior que 1/12 da massa do carbono-12”. 
• Logo, quando dizemos que a massa atômica do átomo de sódio é 23 u, 
significa que um átomo do elemento sódio tem sua massa 23 vezes 
maior que 1/12 da massa do átomo de Carbono-12. 
MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO 
• A massa atômica de um elemento químico é um número que nos 
informa quantas vezes a massa de cada átomo desse elemento é, em 
média, maior que 1/12 da massa do Carbono-12. 
• Então, para o elemento químico cloro (Cl) temos:
MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO 
• A massa molecular ou massa molar de uma substância é determinada pela soma 
das massas atômicas (MA) de todos os átomos que a compõem. Portanto, Massa 
Molecular (MM) é o número que indica quantas vezes a massa da molécula é 
maior que 1/12 da massa atômica do carbono-12.
MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR (MM ou M)
• Para os compostos iônicos, formados por íons-fórmula, usamos a 
expressão “massa fórmula” (MF). 
• Para a prática cotidiana da Química não há necessidade em se trabalhar 
com a massa em unidade de massa atômica (u), com relação ao mundo 
microscópico. 
• Utiliza-se, então, uma grandeza chamada quantidade de matéria, cuja 
unidade é o mol, assim definido: 
• O Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas 
entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 Kg de 
Carbono-12. 
• Sabe-se que a massa de 1 g equivale à massa de 6,02 x 1023 unidades de 
massa atômica. 
• Portanto: “Um mol é a quantidade de matéria de um sistema que 
contém 6,02 x 1023 entidades elementares”. 
MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA 
• Alíquotas de elementos diferentes, cujas massas são dadas pelas 
respectivas massas atômicas expressas em gramas, possuem sempre o 
mesmo número de átomos. 
• Logo, a constante de Avogadro é o número de átomos de C12, contidos 
em 0,012 Kg de Carbono-12. 
NÚMERO DE AVOGADRO OU CONSTANTE DE AVOGADRO
• É a massa que contém 6,02 x 1023 entidades representadas pela 
respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g/mol. 
Exemplo: 1 mol do elemento Cloro, ou seja, 6,02 x 1023 átomos do 
elemento Cl “pesam” 35,5 g. 
MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR
MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA
• É a massa de um mol de entidades representadapela sua fórmula 
molecular. A massa molar de uma substância é numericamente igual à 
sua massa molecular no caso de ser iônica. Exemplos: 1 mol de 
molécula, ou seja, 6,02 x 1023 moléculas de água, pesa 18g. 
VOLUME MOLAR 
• Volume molar é o volume ocupado por um mol de moléculas de 
substância. Experimentalmente, verificou-se que um mol de moléculas 
de qualquer substância no estado gasoso ocupa o volume de 22,4 litros, 
nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP).
• Estequiometria é a parte da química que trata da relação quantitativa 
dos constituintes de uma espécie química e da relação quantitativa entre 
duas ou mais espécies químicas presentes numa transformação química. 
• Esse tipo de cálculo estequiométrico segue, normalmente, a seguinte 
ordem: 
• 1a) Montar a equação química mencionada no problema.
• 2a) Ajustar os coeficientes estequiométricos da equação química.
• 3a) Montar uma regra de três entre os dados e a pergunta do problema, 
obedecendo aos coeficientes estequiométricos da equação, e que poderá ser 
escrita em massa, em volume, em mols etc., conforme as conveniências do 
problema. 
• Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 
g de KNO
3 
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como 
saturada.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
• As Dispersões são misturas, de dois ou mais componentes, nas quais 
uma substância está disseminada sob a forma de pequenas partículas no 
interior de outra substância (dispersantes ou dispergentes).
• Exemplos: A dispersão de açúcar comum (sacarose) em água. A 
dispersão de uma porção de gelatina sólida em água quente. A dispersão 
de uma porção de enxofre em água. 
DISPERSÕES
• Uma Solução pode ser definida como uma mistura homogênea, entre 
dois ou mais componentes. 
• Numa solução, o disperso é chamado de soluto e o dispersante é 
chamado de solvente.
ESTUDO DAS SOLUÇÕES
• MISTURAS HETEROGÊNEAS: Não apresentam as mesmas 
propriedades em toda sua extensão, ou seja, apresentam porções com 
propriedades diferentes. São constituídas de duas ou mais fases, dois 
ou mais aspectos visuais. Exemplo: água e óleo, água e areia etc. 
• MISTURAS HOMOGÊNEAS: Apresentam as mesmas propriedades 
em todos os seus pontos. São constituídas de uma única fase, um 
único aspecto visual. As misturas homogêneas também são chamadas 
soluções. Exemplo: água e sal, água e açúcar etc.
• DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO DA SOLUÇÃO
• Solução sólida – Liga metálica formada por ouro (75%) e cobre (25%).
• Solução líquida – Solução aquosa de sacarose (água e açúcar).
• Solução gasosa - Ar atmosférico isento de partículas sólidas. 
• DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO
• Solução molecular – As partículas do soluto são moléculas. Exemplo: 
sacarose C6H12O6 em água.
• Solução iônica – As partículas do soluto são íons. Exemplo: cloreto de sódio 
(NaCl) em água. 
• DE ACORDO COM A SOLUBILIDADE DO SOLUTO 
• A solubilidade do KNO3 em água é de 31,6 g do sal em 100 g de água.
• Representação: 31,6 g de KNO3/100 g de água a 20 oC. 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
• Com base na solubilidade, uma solução pode ser classificada em: 
• Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 
g de KNO
3 
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como 
saturada.
• Solução insaturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida é 
inferior àquela especificada pela solubilidade. Uma solução que 
contenha menos de 31,6 g de KNO
3 
dissolvidos em 100 g de água a 20 
oC é classificada como insaturada. 
• Solução Supersaturada – É aquela cuja quantidade de soluto 
dissolvida é superior àquela especificada pela solubilidade. Uma 
solução que contenha mais de 31,6 g de KNO
3 
em 100 g de água a 20 oC 
é classificada como supersaturada. 
• Para descobrirmos a relação entre a quantidade de soluto presente em 
uma solução, ou seja, a sua concentração, será necessário realizarmos 
alguns cálculos matemáticos, e estes serão resolvidos através de 
algumas fórmulas. E para facilitar a interpretação dos dados, segue uma 
Convenção: 
• Índice 1 – Refere-se ao soluto; 
• Índice 2 – Refere-se ao solvente; 
• Sem índice – Refere-se à solução. 
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
• a) CONCENTRAÇÃO COMUM (C) 
• Concentração Comum (C) de uma solução é razão (relação) 
estabelecida entre a massa do soluto (m
1
) e o volume dessa solução. 
• Onde: 
m
1 
= massa do soluto 
V = volume da solução 
C = concentração comum 
Unidade: g/Litro ou g/mL ou g/cm3 
•
• b) DENSIDADE ABSOLUTA 
• Densidade absoluta (d) de uma solução é a razão (relação) estabelecida 
entre a massa e o volume dessa solução: 
• Onde: 
m = massa da solução; 
V = volume da solução; 
d = densidade absoluta da solução; Unidade: g / litro; g/ml ou g/cm3 
• Chamamos de título de uma solução a razão (relação) estabelecida entre 
a massa do soluto (m
1
) e a massa dessa solução (m), ambas medidas na 
mesma unidade. Assim: 
• Onde:
• m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente; 
• m = m1 + m2 = massa da solução;
• T = título (número puro, isto é, sem unidade). 
• Podemos conhecer a porcentagem em massa do soluto na solução 
fazendo: p
1 
= 100 T 
TÍTULO EM MASSA (T)
• Podemos estabelecer uma relação entre concentração comum, 
densidade e título. 
• Como título é um número puro e a densidade é dada, em geral, em 
gramas por mililitro, resultará concentração comum também em gramas 
por mililitro. Se quisermos obter a concentração comum nas unidades 
usuais (g/L), teremos que multiplicar o resultado da fórmula anterior 
por 1000: 
•
RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM, DENSIDADE E 
TÍTULO
• Concentração molar (M) de uma solução é a razão (relação) 
estabelecida entre o número de mols de moléculas do soluto e o 
volume, em litros, da solução. 
• Onde:
• n1 = número de mols de moléculas do soluto;
• V = volume, em litros, da solução;
• M = concentração molar;
• Unidades: mols/litro ou molar. 
• Como o número de mols é dado pela razão massa por mol, podemos 
estabelecer: 
CONCENTRAÇÃO MOLAR
• Podemos ainda estabelecer uma relação importante entre a 
concentração comum, em g/L, a concentração molar e a densidade, em 
g/L: 
RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM E 
CONCENTRAÇÃO MOLAR
• Para uma solução, são consideradas duas frações molares: a fração 
molar do soluto e a fração molar do solvente. 
• Fração molar do soluto (x1) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do soluto e o número total de mols de moléculas da solução. 
• Fração molar do solvente (x2) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do solvente e o número total de mols de moléculas da solução. 
• Onde:
• n1 = número de mols do soluto; 
• n2 = número de mols do solvente; 
• x1 = fração molar do soluto;
• x2 = fração molar do solvente. 
• Pode-se provar que para qualquer solução a soma das frações molares (soluto e 
solvente) é sempre igual a 1. 
FRAÇÃO MOLAR
• Concentração molal (W) de uma solução é a razão (relação) 
estabelecida entre o número de mols do soluto e a massa do solvente, 
em quilogramas. 
• Onde:
• n1 = número de mols de moléculas do soluto; 
• m2 = massa, em quilogramas, do solvente;
• W = concentração molal.
• A concentração molal foi denominada como molalidade, contudo o 
termo utilizado atualmente é Concentração Molal. 
CONCENTRAÇÃO MOLAL (W)
• O processo da diluição é muito comum no nosso dia a dia. Xaropes de 
groselha ou suco de frutas concentrados, por exemplo, não são 
consumidos da maneira como são comercializados, ou seja, é necessário 
misturá-los com água. 
• Outro exemplo em que se usa a diluição ocorre quando uma criança, 
depois de usar xampu em excesso e para que a mãe não perceba isso, 
acrescenta água no frasco com xampu. 
• Nesses exemplos de diluição mencionados, o procedimento foi o 
mesmo, ou seja, adiciona-se certaquantidade de água (solvente) à 
solução inicial, obtendo-se uma nova solução menos concentrada ou 
mais diluída. 
DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM O MESMO SOLUTO E O MESMO 
SOLVENTE
• Nessa análise faz-se reagir um volume conhecido de uma solução, 
chamada solução-problema, com outra solução conveniente, chamada 
solução-padrão, e determina-se com o maior rigor possível o volume 
da solução-padrão, que deve ser exatamente o necessário para reagir 
com o volume conhecido da solução-problema. 
• Para se determinar a concentração da solução-problema, é necessário 
saber quando a reação termina. Isto é possível pela adição de 
indicadores que determinam o término da reação pela mudança de 
coloração. 
• Os principais indicadores utilizados em laboratórios, nesse processo, 
são a fenolftaleína e metil orange. 
ANÁLISE VOLUMÉTRICA: TITULOMETRIA OU TITULAÇÃO
• Os processos volumétricos constituem a análise química quantitativa 
denominada volumetria ou análise volumétrica. 
• Em laboratório, para determinar o volume da solução-problema e o 
volume gasto da solução-padrão, são utilizados frascos especiais. 
• Nesta análise, deve reagir um volume conhecido da solução-problema 
que é colocado no erlenmeyer juntamente com a substância indicadora, 
que é responsável para detectar o ponto final da reação, e na bureta é 
colocada a solução- padrão conveniente. 
• O Ponto Final - Em uma reação ácido-base, um íon H+ da solução ácida 
reage com um íon OH- da solução básica para formar uma molécula de 
água: 
• Para que ocorra a neutralização completa entre a solução ácida e a 
solução básica, é necessário que a quantidade de mols de H+ adicionados 
do ácido seja igual à quantidade de mols de OH- presentes na base. 
MUITO OBRIGADO PELA 
ATENÇÃO!